Multe reacții chimice continuă spontan, adică Fără costuri de energie din exterior. Una dintre forțele motrice ale procesului chimic spontan este de a reduce entalpia sistemului, adică. Efectul termic exotermic al reacției. Celălalt este dorința particulelor (molecule, ioni, atomi) la mișcarea haotică, revoltă. Măsura haotică, starea fragilă a sistemului este o funcție termodinamică, numită entropie (e).
Atunci când sistemul trece de la o stare mai comandată în entropia de stare mai puțin ordonată (încălzire, evaporare, topire) (DS\u003e 0). În cazul unei tranziții de sistem de la o stare mai puțin ordonată în mai mult comandate (răcire, condensare, cristalizare), entropia sistemului scade (DS<0).
În sistemele izolate, doar astfel de procese care sunt însoțite de creșterea entropiei (DS\u003e 0) - Aceasta este esența celei de-a doua legi a termodinamicii.
Entropia substanței este în stare standard numită entropie standard (astfel) și are o unitate de măsurare J / Mol K (aplicație, tabelul 1). Schimbarea entropiei sistemului ca urmare a fluxului unei reacții chimice (DSO) este egală cu suma entropiei produselor de reacție, plasă de entropie a materiilor prime, luând în considerare coeficienții stoichiometrici:
DSO \u003d SSOPL - SSOS.
Entropia substanței din statul gazos este semnificativ mai mare decât în \u200b\u200bstările lichide și solide, prin urmare, schimbarea entropiei în reacția chimică este judecată prin schimbarea numărului de moli de substanțe gazoase. De exemplu, în reacție
C (k) + CO2 (D) \u003d 2S0 (g)
de la un Rugăciune CO2, se formează 2 rugăciuni CO, prin urmare, entropia crește (DS\u003e 0).
În reacția formării amoniacului
N2 (g) + 3N2 (g) \u003d 2Nh3 (g)
entropia scade, pentru că Numărul de molii NH3 este mai mic decât suma Moles N2 și H2.
Posibilitatea fluxului spontan al unui proces chimic este determinată de doi factori:
Dorința de formare a legăturilor puternice între particule, la apariția unor substanțe mai complexe, care este însoțită de o scădere a energiei sistemului - factorul de entalpie (DH<0);
Dorința de separare a particulelor, la tulburare, care se caracterizează printr-o creștere a entropiei - factorul entropiei (DS\u003e 0).
Acești factori unește funcția numită energia Gibbs. (DG), egal:
Schimbarea energiei Gibbs servește drept criteriu de flux spontan al unei reacții chimice:
Reacția chimică este posibilă în mod fundamental dacă energia Gibbs în timpul reacției scade (DG<0);
Reacția chimică nu poate curge spontan dacă sistemul GIBBS al sistemului crește (DG\u003e 0), reacția inversă continuă;
Reacția chimică poate curge atât în \u200b\u200bdirecția directă, cât și în direcția opusă, adică Sistemul se află într-o stare de echilibru (DG \u003d 0).
Din DG \u003d Ecuația DD DS DS urmează:
Dacă DN.<0 и DS>0, întotdeauna DG<0, т.е. реакция с выделением теплоты и увеличением степени беспорядка возможна при любых температурах;
Dacă DH\u003e 0 și DS<0, то всегда DG>0, adică Reacția cu absorbția căldurii și o creștere a gradului de ordin este imposibilă în orice situație;
DH\u003e 0, DS<0. Реакция будет протекать в прямом направлении только при условии, что |T DS|>| Dh |. Aceste reacții apar la temperaturi ridicate;
DH.<0, DS>0. Starea fluxului de reacție spontan: DH |\u003e | T DS |. Astfel de reacții merg de obicei la temperaturi scăzute.
Temperatura la care se arată reacția energiei GIBBS se datorează condiției de echilibru:
unde TR - temperatura la care este stabilit echilibrul.
Schimbarea energiei sistemelor GIBBS în formarea de 1 moli de substanță din substanțe simple rezistente în condiții standard se numește standard Gibbs standard a formării substanței (DGOF). Energia standard Gibbs de formare a substanțelor simple este luată egală cu zero.
Energia standard GIBBS a reacției chimice (DGOR) poate fi calculată ca cantitatea de energie standard GIBBS a formării produselor de reacție mai puțin cantitatea de energie energetică a energiei Gibbs a formării surselor, luând în considerare coeficienții stoichiometrici:
Dgo \u003d sdgo. f.prod - Sdgo. f.schimb valutar
Exemplul 1. Pe baza entalpiei standard a formării și a substanțelor entropie standard, calculați reacția DG care curge prin ecuație:
În ce direcție această reacție va curge? Calculați temperatura la care va veni echilibrul.
Decizie.
CO2 (g) + 4N2 (G) \u003d CH4 (G) + 2N2O (G).
Dhof, KJ / MOL -393,51 0 -74,85 -285,84
DSO, J / MOL la 213,6 130,6 186,19 69.96
n, mol 1 4 1 2
Pe baza anchetei din Legea GESS, calculează entalpia și entropia standard a reacției:
Standard Gibbs Energy.
DGO \u003d DHO - TDSO \u003d -253,02-298 (-0,409) \u003d -131,14 kJ.
DO.<0, поэтому реакция протекает самопроизвольно при Т=298 К в прямом направлении.
Temperatura la care se stabilește echilibrul:
Răspuns. Standard Gibbs Energy Reaction -131,14 kJ, temperatura la care echilibru 618,6 K.
Exemplul 2. Calculați temperatura la care devine posibilă restabilirea FE2O3 cu carbon prin reacție:
Fe2O3 (K) + 3C (K) \u003d 2FE (K) + 3S0 (G).
Decizie.
Fe2O3 (K) + 2C (K) \u003d 2FE (K) + 3CO (G).
DHOF, KJ / MOL -821,32 0 0 -110,5
DSO, J / MOL la 89.96 5.74 27,15 197.4
n, mol 1 3 2 3
Prin urmare, legea GESS, calculați reacția DHOR și DSO.
Standard Gibbs Energy.
DGO \u003d DHO - TDSO \u003d 489,82 - 298 0.539 \u003d 329,2 kJ.
DO\u003e 0, prin urmare, reacția la t \u003d 298 nu este posibilă.
Temperatura la care este posibilă restaurarea FE2O3
Răspuns. Fe2O3 908,8 K.
Exemplul 3. Este reacția descompunerii carbonatului de calciu SASO3 la temperaturi de 900 și 1200 K?
Legea termodinamicii vă permite să calculați efectele termice ale diferitelor procese, dar nu furnizează informații despre direcția fluxului de proces.
Pentru procesele care apar în natură, sunt cunoscute două forțe de conducere:
1. Dorința sistemului de a se deplasa într-o stare cu cea mai mică rezervă de energie;
2. Dorința sistemului de a obține starea cea mai probabilă, care se caracterizează prin cantitatea maximă de particule independente.
Primul factor este caracterizat printr-o schimbare în entalpie. Cazul în curs de revizuire ar trebui să fie însoțit de eliberarea de căldură, de aceea DH< 0.
Al doilea factor este determinat de temperatură și schimbare entropia.
Entropia (e) - Funcția termodinamică a stării sistemului, care reflectă probabilitatea de a implementa unul sau altă stare a sistemului în procesul de schimb de căldură.
Ca și energia, entropia nu se aplică numărului de valori determinate experimental. În procesul reversibil care curge în condiții izoterme, schimbarea entropiei poate fi calculată prin formula:
Aceasta înseamnă că, cu fluxul ireversibil al procesului, entropia crește datorită tranziției la căldura lucrării.
Astfel, în procesele reversibile, sistemul face cea mai mare lucrare posibilă. Cu un proces ireversibil, sistemul efectuează întotdeauna o muncă mai mică.
Tranziția muncii pierdute în căldură este o caracteristică a căldurii ca o formă dezordonată macroscopic a transmisiei de energie. De aici există o interpretare a entropiei ca măsură a tulburării în sistem:
Cu o tulburare crescătoare, entropia crește și, dimpotrivă, în ordonarea sistemului entropiei scade.
Astfel, în procesul de evaporare a apei, entropia crește, în procesul de cristalizare a apei - scade. În reacțiile de descompunere, entropia crește, în reacțiile conexiunii - scade.
Semnificația fizică a entropiei a stabilit termodinamica statistică. Conform ecuației Boltzmann:
Din raportul dintre valorile cu care se confruntă partea stângă și dreaptă a ultimei expresii, direcția fluxului spontan al procesului depinde.
Dacă procesul trece în condițiile izobaro-izotermice, atunci forța totală a procesului este numită energie gratuită Gibbs. sau potențial isobaro-izotermic (DG):
| . | (15) |
Valoarea DG vă permite să determinați direcția fluxului de proces spontan:
Dacă DG.< 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;
Dacă DG\u003e 0, procesul trece în mod spontan în direcția opusă;
Dacă DG.= 0, statul este echilibru.
În organismele vii, care sunt sisteme deschise, principala sursă de energie pentru multe reacții biologice - biosinteza proteinei și transportul ionic înainte de tăierea mușchilor și activitatea electrică a celulelor nervoase - este ATP (adenozin-5 -triphosfat).
Energia este eliberată în timpul hidrolizei ATP:
ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4
unde ADP este adenozină-5 ¢ -diffline.
DG 0 din această reacție este de -30 kJ, prin urmare procesul se desfășoară spontan în direcția înainte.
Analiza corelației factorilor entalpici și entropie în ecuația pentru calcularea potențialului izobaro-izotermic vă permite să efectuați următoarele concluziile:
1. La temperaturi scăzute, predomină un factor de entalpie, iar procesele exoterme sunt în mod spontan;
2. La temperaturi ridicate, predomină factorul entropiei, iar procesele însoțite de o creștere a entropiei sunt spontan.
Pe baza materialului declarat, puteți formula II Legea termodinamicii:
În condițiile izobaro-izotermice, într-un sistem izolat, acele procese însoțite de o creștere a entropiei apar în spontan.
Într-adevăr, într-un sistem izolat, schimbul de căldură este imposibil, prin urmare, DH \u003d 0 și DG "-T × DS. Se poate observa că, dacă valoarea DS este pozitivă, atunci valoarea DG este negativă și, prin urmare, procesul continuă în mod spontan în direcția înainte.
Alte formulări ale Legii Legii Termodinamicii:
Imposibil de tranziția necompensată a căldurii de la corpurile mai puțin încălzite la mai mult încălzite.
În procesele chimice, schimbările în entropia și energia GIBBS sunt determinate în conformitate cu legea HESS:
| , | (16) |
| . | (17) |
Reacții pentru care DG< 0 называют exargonic..
Reacții pentru care DG\u003e 0 Apel endergonic..
Valoarea reacției chimice DG poate fi, de asemenea, determinată din raport:
DG \u003d DH - T × DS.
În fila. 1 prezintă posibilitatea (sau incapacitatea) debitului de reacție spontană sub diferite combinații de caractere DH și DS.
Standardele Rezolvarea sarcinilor
1. Unele reacții se realizează cu o scădere a entropiei. Determinați cu ce condiție este posibil fluxul spontan al acestei reacții.
Starea fluxului spontan al reacției este de a reduce energia liberă a Gibbs, adică. DG.< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:
Deoarece în timpul reacției se diminuează entropia (DS< 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:
1) DH.< 0 (реакция экзотермическая);
2) 
(Procesul ar trebui să procedeze la temperaturi scăzute).
2. Reacția de descompunere endotermică se desfășoară în mod spontan. Evaluați modificarea entalpiei, entropiei și amploarea energiei libere a Gibbs.
1) De la reacția endotermică, atunci DH\u003e 0.
2) În reacțiile de descompunere, entropia crește, în consecință, DS\u003e 0.
3) Debitul de reacție spontan indică faptul că DG< 0.
3. Calculați enthalpia standard a chemosintezei care apar în bacterii de tiobacillus denitrificanțe:
6KNO3 (TV) + 5S (TV) + 2CACO3 (TV) \u003d 3K2S04 (TV) + 2Caso 4 (TV.) + 2CO2 (gaz) + 3N2 (gaz)
conform valorilor entalpiului standard al formării substanțelor:
Noi scriem expresia primei consecințe din Legea GESS, ținând seama de faptul că entalpii standard de formare a sulfului și a azotului sunt zero:
\u003d (3 × K2S04 + 2 × CASO 4 + 2 × CO 2) -
- (6 × Kno 3 + 2 × Caco 3).
Înlocuim valorile entalpiului standard al formării substanțelor:
3 × (-1438) + 2 × (-1432) + 2 × (-393,5) - (6 × (-493) + 2 × (-1207)).
2593 kJ.
La fel de< 0, то реакция экзотермическая.
4. Calculați entalpia de reacție standard:
2C2H5OH (lichid) \u003d C2H5C2H5 (lichid) + H20 (lichid)
prin valori ale substanțelor standard de combustie entalpium:
C2H5OH \u003d -1368 KJ / MOL;
C2H5C2H5 \u003d -2727 KJ / MOL.
Scriem expresia celei de-a doua consecințe a legii GESS, ținând cont de faptul că entalpia standard a combustiei apei (oxid superior) este zero:
2 × C2H5H - C2H5C2H5.
Înlocuim valorile entalpiei standard a arderii substanțelor implicate în reacție:
2 × (-1368) - (-2727).
Consecințele legii GESS fac posibilă calcularea nu numai a entalpiei standard a reacțiilor, ci și valorile entalpii standard de formare și combustie a substanțelor în datele indirecte.
5. Determinați entalpia standard a formării oxidului de carbon (II) în conformitate cu următoarele date:
Din ecuația (1) se poate observa că modificarea standard a entalpiei acestei reacții corespunde entalpiei standard a formării de CO2.
Scriem expresia primei consecințe din Legea GESS pentru reacția (2):
CO \u003d CO 2 -.
Vom înlocui valorile și vom obține:
CO \u003d -293,5 - (-283) \u003d -110,5 kJ / mol.
Această sarcină poate fi rezolvată într-un alt mod.
Subjutat din prima ecuație secundă, primim:
6. Calculați entropia standard a reacției:
CH4 (gaz) + CL2 (gaz) \u003d CH3CI (gaz) + HCI (gaz),
prin valori ale substanțelor entropie standard:
Entropia standard a reacției este calculată prin formula:
\u003d (CH3CI + HCI) - (CH4 + CI2).
234 + 187 - (186 + 223) \u003d 12 J / (mol × k).
7. Calculați reacția standard de energie Gibbs:
C2H5OH (lichid) + H202 (lichid) \u003d CH3 Coh (gaz) + 2H20 (lichid)
conform următoarelor date:
Este posibil să se determine dacă fluxul spontan al acestei reacții este posibil în condiții standard.
Reacția energetică standard GIBBS calculată prin formula:
\u003d (CH3 Coh + 2 x H20) - (C2H5OH + H202).
Înlocuirea valorilor tabelului, obținem:
129 + 2 × (-237) - ((-175) + (-121) \u003d -307 kJ / mol.
La fel de< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.
C6H12O6 (TV.) + 6O2 (gaz) \u003d 6CO2 (gaz) + 6H20 (lichid).
potrivit datelor celebre:
Valorile entropiei standard de entalpie și de reacție sunt calculate utilizând prima consecință a legii GESSA:
6 CO 2 + 6H2O-C6H12O6 - 6O2 \u003d
6 × (-393,5) + 6 × (-286) - (-1274,5) - 6 × 0 \u003d -2803 kJ;
6 CO 2 + 6H2O-C6H12O6 - 6O2 \u003d
6 × 214 + 6 × 70 - 212 - 6 × 205 \u003d 262 J / k \u003d 0,262 kJ / k.
Reacția standard de energie GIBBS va fi găsită din raport:
T × \u003d -2803 kJ - 298,15 k × 0,262 kJ / k \u003d
9. Calculați energia standard GIBBS a reacției de hidratare a albuminei serice la 25 0 S, pentru care DH 0 \u003d -6,08 KJ / MOL, DS 0 \u003d -5,85 J / (mol × k). Evaluați contribuția factorului de entalpie și entropie.
Reacția energetică standard Gibbs este calculată prin formula:
DG 0 \u003d DH 0 - T × DS 0.
Înlocuirea valorilor, obținem:
DG 0 \u003d -6,08 KJ / MOL - 298 K × (-5,85 × 10 - 3) KJ / (mol × k) \u003d
4.34 kJ / mol.
În acest caz, factorul entropiei împiedică fluxul de reacție, iar entalpia este favorizată. Este posibilă scurgerea de reacție spontană, cu condiția ca aceasta 
I.E., la temperaturi scăzute.
10. Determinați temperatura în care reacția de denaturare TRIPSIN merge spontan dacă \u003d 283 kJ / mol, \u003d 288 J / (mol × k).
Temperatura la care procesul este găsit în mod egal din relația:
În acest caz, factorul entalpy împiedică reacția la curgere, iar entropia este favorabilă. Scurgerile de reacție spontană este posibilă furnizată dacă:
Astfel, starea fluxului de proces spontan este t\u003e 983 K.
Întrebări pentru auto-control
1. Care este sistemul termodinamic? Ce tipuri de sisteme termodinamice știi?
2. Listați parametrii termodinamici cunoscuți. Care dintre ele aparțin măsurătorului? Care sunt incomensurabile?
3. Care este procesul termodinamic? Care sunt procesele care apar sub constanța unuia dintre parametri?
4. Ce procese sunt numite exoterme? Ce sunt endotermice?
5. Ce procese sunt numite reversibile? Ce sunt ireversibile?
6. Ce înțelegeți sub termenul "Starea sistemului"? Care sunt statutul sistemului?
7. Ce sisteme studiază termodinamica clasică? Cuvânt prima și a doua funingine a termodinamicii.
8. Ce variabile numesc funcțiile de stare? Listează funcțiile de stare cunoscute.
9. Ce este energia internă? Este posibil să se măsoare energia internă?
10. Ce este entalpia? Care este dimensiunea sa?
11. Ce este entropia? Care este dimensiunea sa?
12. Care este energia liberă a Gibbs? Cum poate fi calculată? Ce poate fi determinat folosind această funcție?
13. Ce reacții sunt numite exargonice? Ce sunt endorgonice?
14. Prima lege a termodinamicii. Care este echivalența căldurii și a muncii?
15. Cuvântul actul GESS și consecința ei. Care este entalpia standard a formării (arderii) substanței?
16. Cuvântul a doua lege a termodinamicii. Cu ce \u200b\u200bcondiție procesul vorbește spontan într-un sistem izolat?
Opțiuni de activitate pentru auto-soluții
Opțiunea numărul 1.
4NH3 (gaz) + 5o2 (gaz) \u003d 4no (gaz) + 6H20 (gaz),
Pentru a determina ce tip (exo-sau endotermic) se referă la această reacție.
C2H6 (gaz) + H 2 (gaz) \u003d 2CH4 (gaz),
3. Calculați energia puternică de hidratare B-Lactoglobulină standard la 25 0 S, pentru care DH 0 \u003d -6,75 kJ, DS 0 \u003d -9,74 J / K. Evaluați contribuția factorului de entalpie și entropie.
Opțiunea numărul 2.
1. Calculați entalpia standard a reacției:
2NO2 (gaz) + O 3 (gaz) \u003d O 2 (gaz) + N2O5 (gaz),
folosind entalpia standard a substanțelor de formare:
Pentru a determina ce tip (exo-sau endotermic) se referă la această reacție.
2. Calculați entalpia standard a reacției:
folosind substanțe standard entalpium de combustie:
3. Calculați energia standard Gibbs a denaturației de hidrogen a chymottrypsinogenului la 50 ° C, pentru care DH 0 \u003d 417 KJ, DS 0 \u003d 1,32 J / K. Evaluați contribuția factorului de entalpie și entropie.
Opțiunea numărul 3.
1. Calculați entalpia standard a reacției de hidrogenare benzen la ciclohexan în două moduri, adică, folosind entalpii standard de formare și substanțe de combustie:
Cu (TV.) + ZNO (TV.) \u003d Cuo (TV) + Zn (TV.)
3. Prin restaurarea de 12,7 g de cărbune de cupru (II) (II) (cu formarea de CO), căldura de 8,24 kJ este absorbită. Determinați entalpia standard a formării cuo dacă CO \u003d -111 KJ / MOL.
Opțiunea numărul 4.
1. Calculați entalpia standard a chemosintezei care curge în bacteriile Baghata și Thiothpix, și totalul:
2H2S (gaz) + O2 (gaz) \u003d 2H20 (lichid) + 2s (TV);
2S (TV.) + 3O2 (gaz) + 2H20 (lichid) \u003d 2H2S04 (lichid),
2. Calculați entalpia standard a reacției:
C6H12O6 (TV.) \u003d 2C2H5OH (lichid) + 2CO2 (gaz),
folosind substanțe standard entalpium de combustie:
4HCI (gaz) + O2 (gaz) \u003d 2CI2 (gaz) + 2H20 (lichid)
potrivit datelor celebre:
Opțiunea numărul 5.
1. Calculați entalpia standard a reacției:
2CH3CI (gaz) + 3O2 (gaz) \u003d 2CO2 (gaz) + 2H20 (lichid) + 2HCI (gaz),
folosind entalpia standard a substanțelor de formare:
Pentru a determina ce tip (exo-sau endotermic) se referă la această reacție.
2. Calculați entalpia standard a reacției:
C6H6 (lichid) + 3H2 (gaz) \u003d C6H12 (lichid),
folosind substanțe standard entalpium de combustie:
3. Calculați energia standard Gibbs a reacției de denaturare a TRIPSIN la 50 ° C, pentru care DH 0 \u003d 283 kJ, DS 0 \u003d 288 J / K). Estimați posibilitatea procesării procesului în direcția înainte.
Opțiunea numărul 6.
1. Calculați entalpia standard a chemosintezei care curge în bacteriile de tiobacillus tioparus autor:
5Na2 S 2 O 3 × 5H2O (TV.) + 7O2 (gaz) \u003d 5NA 2S04 (TV) + 3H2S04 (g.) + 2S (TV) + 22h 2 o (w.),
Pentru a determina ce tip (exo-sau endotermic) se referă la această reacție.
2. Calculați entalpia standard a reacției:
C6H5NO2 (lichid) + 3H2 (gaz) \u003d C6H5NH2 (lichid) + 2H20 (lichid),
folosind substanțe standard entalpium de combustie:
3. Evaluați rolul factorilor de entalpie și entropie pentru reacție:
H2O2 (lichid) + O 3 (gaz) \u003d 2o2 (gaz) + H20 (lichid)
potrivit datelor celebre:
Determinați temperatura la care reacția va fi spontan.
Opțiunea numărul 7.
1. Calculați educația standard Educație CH3OH conform următoarelor date:
CH3OH (lichid) + 1,5o2 (gaz) \u003d CO2 (gaz) + 2H20 (lichid) DH 0 \u003d -726,5 kJ;
C (grafit) + O 2 (gaz) \u003d CO 2 (gaz) DH 0 \u003d -393,5 kJ;
H2 (gaz) + 0,5o2 (gaz) \u003d H20 (lichid) DH 0 \u003d -286 kJ.
2. Evaluați posibilitatea fluxului de reacție spontan:
8AL (TV.) + 3FE 3O4 (TV) \u003d 9FE (TV.) + Al 2 O 3 (TV.)
În condiții standard, dacă:
3. Calculați valoarea DH 0 pentru posibilele reacții de conversie a glucozei:
1) C6H12O6 (CR.) \u003d 2C2H5OH (lichid) + 2CO2 (gaz);
2) C6H12O6 (CR.) + 6O2 (gaz) \u003d 6CO2 (gaz) + 6H20 (lichid).
potrivit datelor celebre:
Ca rezultat, care dintre aceste reacții este evidențiată mai multă energie?
Opțiunea numărul 8.
1. Calculați entalpia standard a educației MGCO 3 în conformitate cu următoarele date:
MGO (TV.) + CO 2 (GAS) \u003d MGCO3 (TV) +118 kJ;
C2H6 (gaz) + H 2 (gaz) \u003d 2CH4 (gaz)
potrivit datelor celebre:
3. Care dintre oxizii enumerați: Cao, Feo, Cuo, PBO, FEO, CR2O3 pot fi reduse prin aluminiu până la metalul liber la 298 K:
Opțiunea numărul 9.
1. Calculați entalpia standard a formării CA3 (PO 4) 2 în conformitate cu următoarele date:
3CAO (TV.) + P 2 O 5 (TV.) \u003d CA3 (PO 4) 2 (TV.) DH 0 \u003d -739 KJ;
P 4 (TV.) + 5O 2 (gaz) \u003d 2p 2 o 5 (TV.) DH 0 \u003d -2984 KJ;
Ca (TV.) + 0.5O 2 (gaz) \u003d Cao (TV.) DH 0 \u003d -636 KJ.
2. Evaluați posibilitatea fluxului de reacție spontan:
FE 2O3 (TV) + 3CO (gaz) \u003d 2FE (TV) + 3CO 2 (gaz)
În condiții standard, dacă:
3. Determinați care dintre oxizii enumerați: Cuo, PBO2, ZnO, CAO, AL2O3 pot fi reduse cu hidrogen la metal liber la 298 K, dacă este cunoscut:
Opțiunea numărul 10.
1. Calculați enthalpul standard al formării etanolului în conformitate cu următoarele date:
DH 0 SGOR. C2H5OH \u003d -1368 KJ / MOL;
C (grafit) + O 2 (gaz) \u003d CO 2 (gaz) +393,5 kJ;
H2 (gaz) + O 2 (gaz) \u003d H20 (lichid) +286 kJ.
2. Calculați entropia standard a reacției:
C2H2 (gaz) + 2H2 (gaz) \u003d C2H6 (gaz),
potrivit datelor celebre:
3. Calculați cantitatea de energie extinsă în corpul uman, care a mâncat 2 bucăți de zahăr de câte 5 g, crezând că calea principală a metabolismului zaharozei este redusă la oxidarea sa:
C12H22O1 (TV) + 12O2 (gaz) \u003d 12CO2 (gaz) + 11H20 (lichid) \u003d -5651 kJ.
Opțiunea numărul 11.
1. Calculați entalpia standard a formării C2H4 în conformitate cu următoarele date:
C2H4 (gaz) + 3o2 (gaz) \u003d 2CO2 (gaz) + 2H20 (lichid) +1323 kJ;
C (grafit) + O 2 (gaz) \u003d CO 2 (gaz) +393,5 kJ;
H2 (gaz) + 0,5o2 (gaz) \u003d H20 (lichid) +286 kJ.
2. Nu produceți calcule, setați semnul DS 0 al următoarelor procese:
1) 2NH3 (gaz) \u003d N2 (gaz) + 3H2 (gaz);
2) CO 2 (cr.) \u003d CO 2 (gaz);
3) 2no (gaz) + O 2 (gaz) \u003d 2NO 2 (gaz).
3. Pentru a determina ce ecuație a reacției va curge la descompunerea peroxidului de hidrogen în condiții standard:
1) H202 (gaz) \u003d H2 (gaz) + O2 (gaz);
2) H202 (gaz) \u003d H20 (lichid) + 0,5o2 (gaz),
Opțiunea numărul 12.
1. Calculați entalpia standard a formării ZNSO 4 conform următoarelor date:
2zns + 3o 2 \u003d 2ZNO + SO 2 DH 0 \u003d -890 KJ;
2S02 + O 2 \u003d 2S03 DH 0 \u003d -196 KJ;
H 2O (TV.) \u003d H20 (lichid),
H20 (lichid) \u003d H20 (gaz),
H20 (TV.) \u003d H20 (gaz).
potrivit datelor celebre:
3. Calculați cantitatea de energie extinsă în timpul arderii de 10 g de benzen, în conformitate cu următoarele date:
Opțiunea numărul 14.
1. Calculați educația standard Educație PCL 5 în conformitate cu următoarele date:
P 4 (TV) + 6CI2 (gaz) \u003d 4pcl3 (gaz) DH 0 \u003d -1224 kJ;
PCL3 (gaz) + CL2 (gaz) \u003d PCL 5 (gaz) DH 0 \u003d -93 KJ.
2. Calculați o modificare standard a educației energetice Gibbs a CS 2 pentru următoarele date:
CS2 (lichid) + 3o2 (gaz) \u003d CO 2 (gaz) + 2S02 (gaz) DG 0 \u003d -930 KJ;
CO 2 \u003d -394 kJ / mol; Deci 2 \u003d -300 kJ / mol.
3. Evaluați rolul factorilor de entalpie și entropie pentru reacție:
CACO 3 (TV.) \u003d CAO (TV.) + CO 2 (gaz)
potrivit datelor celebre:
Determinați temperatura la care reacția va fi spontan.
Opțiunea numărul 15.
1. Calculați efectul termic al reacției de formare a cristale cu cristal CUSO 4 × 5H20 care curge prin ecuație:
CUSO 4 (TV) + 5H20 (lichid) \u003d CUSO 4 × 5H20 (TV),
Organismul face un loc de muncă prin cheltuirea energiei interne, stocate sub forma energiei interacțiunii chimice a atomilor componentelor substanțelor sale. Expresia matematică este \u003d -Q - W Primul început al termodinamicii determină relația exactă dintre consumul intern de energie al DE, de lucru W realizat de sistem și energia Q, care se pierde sub formă de căldură. Cu toate acestea, de la primul început al termodinamicii, este imposibil să se determine partea din energia internă consumată, care poate fi transformată în funcțiune. Estimările costurilor teoretice sunt efectuate pe baza celui de-al doilea început al termodinamicii. Această lege impune limitări stricte privind eficiența conversiei energiei la locul de muncă și, în plus, vă permite să introduceți criteriile pentru posibilitatea fluxului spontan al unui proces. Procesul se numește spontan dacă se efectuează fără nici un impact atunci când sistemul este prevăzut la sine. Există procese în care energia internă a sistemului nu se schimbă (DE \u003d 0). Astfel de procese includ, de exemplu, ionizarea acidului acetic în apă. O serie de procese spontane se desfășoară cu o creștere a energiei interne (DE\u003e 0). Aceasta include, în special, formarea tipică a formării compușilor bionomorganici ai albuminei (proteine \u200b\u200bplasmatice din sânge) cu ioni metalici, cum ar fi Cu2 +. Schimbarea energiei interne AE pentru sistemele închise nu poate servi drept criteriu de procese spontane. În consecință, primul început al termodinamicii, din care se obține acest criteriu nu este suficient pentru a rezolva problema spontaneității, precum și eficacitatea proceselor. Soluția acestor probleme este realizată cu ajutorul celui de-al doilea început al termodinamicii. Pentru a formula al doilea început al termodinamicii, este necesar să se introducă conceptele de reversibile și ireversibile în sensul termodinamic al proceselor. Dacă sistemul este în echilibru, această stare este susținută de orice timp de mult timp cu imutabilitatea condițiilor externe . Când condițiile externe schimbă starea sistemului poate varia, adică procesul poate curge în sistem. Procesul se numește termodinamic reversibil dacă, atunci când se deplasează din starea inițială 1 până la starea finală 2, toate statele intermediare se dovedesc a fi echilibru. Procesul este numit ireversibil termodinamic, dacă cel puțin unul dintre stările intermediare nu este echilibru. Procesul reversibil poate fi efectuat numai cu o schimbare suficient de lentă a parametrilor sistemului - temperatură, presiune, concentrații de substanțe etc. Rata de schimbare a parametrilor ar trebui să fie astfel încât abaterile care decurg din procesul de echilibru au fost neglijabile. Trebuie remarcat faptul că o problemă importantă de medicament este asociată cu reversibilitatea - conservarea țesăturilor la temperaturi scăzute. Procesele reversibile reprezintă un caz extrem de procese reale care apar în natură și implementate în industrie sau în laboratoare.
Ca criteriu de spontaneitate a proceselor în sistemele deschise și închise, este introdusă o nouă funcție de stare - Gibbs Energy. Această funcție a fost numită în onoarea Marii Fizici americane D. U. Gibbs (1839-1903), care a adus această funcție și apoi folosită în lucrări termodinamice. Energia Gibbs este determinată prin entalpy n și entropia S cu ajutorul relațiilor:
G \u003d h - s, dg \u003d dh - Ds.
Pe baza energiei Gibbs, al doilea început al termodinamicii poate fi formulat după cum urmează: în condițiile izobaro-izotermice (P, T \u003d Const), numai astfel de procese pot fi efectuate în sistem, ca rezultat al cărui Gibbs Energia sistemului scade (DG<0).В состоянии равновесия энергия Гиббса системы не ме-няется (G = const, AG = 0).
DG.< 0, р, Т = const. Из изложенного вытекает, что энергия Гиббса играет большую роль в изучении биоэнергетических процессов. С помощью этой функции состояния можно прогнозировать направление самопроизвольных процессов в биологических системах и рассчитывать мак-симально достижимый КПД.
Gibbs Gibs G, precum și Entalpy N este o funcție a stării sistemului. Prin urmare, modificarea energiei DG GIBBS poate fi utilizată pentru a caracteriza transformările chimice în mod similar cu schimbarea în entalpia zilei. Ecuațiile de reacție pentru care modificarea energiei Gibbs corespunzătoare acestor reacții se numește și termochimică. Reacții chimice, atunci când sunt conduse de o scădere a sistemului energetic al sistemului GIBBS (DG< 0) и совершается работа, называются экзергоническими. Реакции, в результате которых энергия Гиббса возрастает (ДG > 0) și lucrul este efectuat pe sistem, numit endergonal. Energia Gibbs bazată pe al doilea început al termodinamicii este o funcție de stare. Prin urmare, actul GEESS pentru energia GIBBS poate fi formulat, precum și pentru entalpy în forma următoare: schimbarea energiei Gibbs în formarea produselor specificate de la acești reactivi la presiune și temperatură constantă nu depinde de numărul și tipul de reacții , ca urmare a acestor produse formate. Un exemplu de utilizare a legii GESSA este calculul energiei Gibbs a răspunsului la oxidare a glucozei. Schimbarea puterii Gibbs în această reacție la p \u003d 101 kPa și t \u003d 298 ° K, definită în afara corpului, egală cu DG ° \u003d -2880 kJ / mol. Ecuația termochimică corespunzătoare este înregistrată în formularul:
C6N12O6 + 6O2 \u003d 6CO2 + 6N2O, DGP-I ° \u003d -2880 KJ / MOL.
Deci, avem două criterii pentru posibilitatea fluxului spontan al procesului chimic - o schimbare în entalpia DN, care reflectă interacțiunea atomilor, formarea legăturilor chimice, adică o anumită ordine a sistemului și a schimbării sistemului În entropia DS, care reflectă tendința opusă la localizarea aleatorie a particulelor. Dacă DS \u003d 0, forța motrice a procesului va fi dorința sistemului la un minim de energie internă, adică criteriul procesului - o scădere a entalpiei sau DN<0.
Dacă DN \u003d 0, atunci criteriul procesului de debit spontan DS\u003e 0.
Pentru a putea cuantifica cantitativ aceste două criterii, este necesar ca ei să se exprime în aceleași unități (DN - KJ, DS-J / K). Evident, pentru a exprima factorul entropiei în unități de energie, trebuie să fie diagnosticat. Acest lucru este cu atât mai logic că creșterea T A contribuie la creșterea tulburării în sistem. Apoi TDS este factorul de procesare a entropiei, DN - entalpy. Într-o stare de echilibru, ambele factor trebuie să fie egale:
DN \u003d TDS. (8.12)
Această ecuație este universal, se aplică la perechi de lichide de echilibru și la alte transformări de fază, precum și la reacții chimice. Datorită acestei egalități, este posibilă calcularea schimbării entropiei în procesul de echilibru, deoarece în echilibru:
Cu toate acestea, suntem interesați de un criteriu cantitativ al posibilității principiale de procesare a procesului. În mecanică, criteriul căderii corpului este o scădere a potențialului său gravitațional, care nu depinde de modul de deplasare a corpului. Prin analogie, procesul chimic poate fi caracterizat prin potențialul său, care ar trebui să scadă în timpul procesului spontan. Acest potențial la o temperatură și o presiune constantă se numește potențialul izobaro-izotermic al Gibbs G. Pierderea acestui potențial nu depinde de calea procesului și este egală cu munca maximă care poate fi obținută prin deplasarea de la această stare la un Echilibrul (minus lucrează împotriva presiunii externe).
DG \u003d W P MAX. (8.13)
Adică, energia Gibbs face parte din efectul energetic al unei reacții chimice care pot fi transformate în muncă, se numește energie liberă.
În acest caz, starea abilității de a curge va fi DG<0, но поскольку в состоянии равновесия DG=0, то из уравнения (1) получаем:
DG \u003d DN - TDS, (8.14)
Astfel, determinăm g \u003d h - ts și putem atrage o schimbare în timpul procesului (Figura 8.5):
unde A este materiile prime;
B - produse de reacție.
În partea stângă a graficului (8.5) este o scădere a valorii G, este în curs de desfășurare un răspuns direct. Pentru dg.<0. Справа от положения равновесия идет обратная реакция, для нее DG<0. В состоянии равновесия DG=0.
Cum valorile factorului de entalpie și entropie asupra procesului curg?
Următoarele cazuri sunt posibile (Figura 8.6):
1) Reacție exotermă, DN<0:
a) DS\u003e 0, apoi pentru orice DG T va fi mai mică de zero și procesul merge întotdeauna și până la capăt;
b) DS.<0, в этом случае все будет зависеть от соотношения абсолютных значений энтальпийного и энтропийного фактора, DG<0 – реакция идет, DG>0 - Reacția nu merge.
Reacțiile exoterme sunt însoțite de o scădere a entropiei, la temperaturi scăzute, o creștere a T contribuie la fluxul de reacție inversă (principiul lui Chalent).
2) Reacția endotermală, DN\u003e 0:
a) DS\u003e 0, reacția este posibilă numai dacă TDS |\u003e | DN |, apoi DG\u003e 0, adică la temperaturi ridicate;
b) Dacă, DS<0, то DG>0 La orice temperatură și procesul spontan nu poate merge.
Exemplu - Reacția de oxidare a glucozei la CO 2 și H20:
C6H12O6 + 6O 2 ®6SO2 + 6N2 O DN \u003d - 2810 kJ.
Entropia în același timp, în mod evident, crește. În consecință, procesul inversabil nu poate merge spontan. Este nevoie de energie din exterior (fotosinteză).
Trebuie remarcat faptul că, în chestiunea de a curge procesul, criteriul termodinamic - Adevărul în ultimul instanță. Dacă schimbarea energiei GIBS este DG pozitivă\u003e 0, nici un catalizatori nu va ajuta să efectuați un proces. La schimbarea valorii energetice a DG negative GIBBS<0 процесс может быть заморожен.
Până în prezent, procesele care apar sub presiune constantă. Dacă ne referim la procesele care apar la un volum constant, obținem un alt sens al potențialului termodinamic - potențialul Helmholtz:
DF \u003d du - TDS, (8.15)
Pentru a rezolva problema posibilității de prelucrare a procesului, pentru calcularea energiei DG GIBBS, este necesar să se stabilească din care depinde și de standardizarea acestuia.
Valoarea DN depinde de temperatură și presiune și de prima aproximare credem că această dependență este nesemnificativă și folosește valorile standard ale DN °. Valoarea DS în plus față de presiune și temperatură depinde de concentrația (S \u003d S ° CLNC), prin urmare, valoarea DG va depinde, de asemenea, de concentrația de substanțe reactive și se schimbă în timpul procesului. Luați în considerare această dependență.
aA®BB (pentru simplitate)
DG \u003d DN - TDS, ca pentru orice reacție.
Având în vedere că DN depinde slab de t, dn \u003d dn ° \u003d bdn ° F (b) - ADN ° F (A),
Ds \u003d bs (b) - ca (a) \u003d b (s ° B - RLN (b)) - a (s ° A - RLN (A)),
Refacerea și amintirea proprietăților logaritmilor obținem:
Ds \u003d s ° - RLN (B B / A A),
Înlocuindu-se în ecuația pentru DG, ajungem
DG \u003d DN ° CDS ° RLN (B B / A A) \u003d DG + RTLN (B B / A A), (8.16)
Această ecuație izotermă se întâmplă.
În cazul în care DG ° \u003d DN ° este TDS ° este un potențial termodinamic definit pentru concentrații unice sau pentru substanțe pure, adică potențial termodinamic standard - este definit pentru concentrații unice de substanțe inițiale și finite și pentru o presiune totală de 1 atm, dar poate diferi diferit pentru diferite temperaturi.
Întrebări pentru auto-control
1. Ce reacții sunt numite: a) exotermice; b) endotermic?
2. Ce se numește efectul termic al reacției? Ce unități este exprimată?
3. Ce se numește entalpy? Ce semn face schimbarea entalpiei pentru reacții exoterme și reacții endotermice?
4. Ce condiții sunt numite standard?
5. Cum formează formula de lege GESS?
6. Ce se numește căldura formei de substanță? Cuvânt, prima consecință a legii GESSA.
7. Ce se numește căldura de combustie a substanței? Cuvântul a doua consecință din legea GESSA.
8. Formulați a treia lege a termodinamicii.
9. Care este faza sistemului chimic?
10. Care sunt funcțiile statutului sistemului și de ceea ce depind?
11. Ca rezultat al proceselor energia internă a sistemului crește? Care semn va avea un loc de muncă dacă Q.= 0 ?
12. Va crește energia internă a sistemului dacă q \u003d 0 și w \u003d 0?
13. Sistemul de 200 kJ a fost suspendat la sistem, sistemul lucra împotriva acțiunii forțelor externe egale cu 150 kJ. Ce magnitudine a schimbat energia internă a sistemului? Ce semn face δ u?
14. Dați două căi de oxidare cu sulf la S03. Face o diagramă a procesului de entalpie.
15. Emisiile de gaze ale stațiilor termice și motoarele cu combustie internă conțin oxizi de azot. Reacțiile formării lor sunt foarte complexe, dar în cea mai simplă formă pot fi reprezentați de ecuații:
a) ½ N 2 + ½ O 2 \u003d nr.
6) NO + ½ O 2 \u003d NO 2.
Determinați entalpii standard ai acestor reacții la 298 k și specificați care: sunt endotermici, care este exotermă.
16. Amestecul termic este alcătuit din pulbere de aluminiu și FE203. Înregistrați ecuația de reacție între aceste substanțe și calculați entalpia acestei reacții.
17. Dați exemple de procese spontane însoțite de o scădere a entalpiei sistemului (procese exoterme).
18. Dați exemple de procese spontane însoțite de tranziția sistemului dintr-o stare mai puțin ordonată.
19. Ce semn are entropia proceselor: a) sublimarea iodului; b) Tranziția de tablă albă la gri?
20. Este posibilă prezicerea efectului temperaturii asupra direcției reacției chimice, dacă este cunoscută entalpia acestuia? Răspunsul Confirmați cu un exemplu de orice reacție.
22. Este oxidarea spontană a azotului în ecuație:
½ N 2 + O 2 \u003d NO 2
În conformitate cu statele standard N2, O 2 și nr. 2, la 298 la și alte temperaturi? Răspunsul Confirmați cu calculul.
23. Care este diferența dintre energia Gibbs și energia standard a reacției chimice GIBBS?
|
Modificările în cursul reacției chimice nu pot fi criteriul posibilității sau imposibilității implementării acestei reacții, pentru că reacția poate continua spontan nu numai în timpul izolării, ci și atunci când căldura este absorbită în timpul reacției chimice. Luarea în considerare a acestei chestiuni în termochimie se bazează pe a doua lege a termodinamicii, în timp ce sunt utilizate conceptele entuziasmelor entropiei implicate în reacție și entropia reacției chimice δ. Conceptul de entropie poate fi interpretat atât în \u200b\u200bceea ce privește gradul de ordonare a sistemului, cât și în ceea ce privește termodinamica statistică (ecuația Boltzmann).
Criteriul universal pentru posibilitatea debitului spontan al reacției este o funcție a stării sistemului, cum ar fi energia liberă a Gibbs ΔG. Dacă pentru o reacție ΔG< 0, то такая реакция может протекать самопроизвольно, если же ΔG > 0, atunci - nu. Această afirmație este starea termodinamică a faptului că a demonstrat o reacție chimică. Dacă pentru un proces chimic Δg \u003d 0, atunci starea sistemului se numește echilibru, este caracterizată de constanta de echilibru K este egală cu \u003d 1.
Sistemul termodinamic într-o stare de echilibru chimic afectează modificarea parametrilor termodinamici: temperatura, presiunea, cantitatea de substanță. În același timp, sistemul este reconstruit în consecință, care poate fi descris de principiul Lessel.
Termeni și definiții
Sistem termodinamic Această combinație de organisme este numită, în care este posibilă transferul de căldură și de masă între ele. Un caz special al sistemului termodinamic este un sistem chimic în care apar procesele chimice.
LA parametrii termodinamici (sau sistemele de variabile) includ: presiunea P, volumul V, temperatura T, numărul de moli ai substanței ν. Uneori include, de asemenea, cantitatea de căldură Q, însumând până la sistem sau îndepărtarea de la acesta. Principalii parametri termodinamici sunt interconectați de ecuația cunoscută a lui Mendeleev-Klapairone: PV \u003d ν RT.
LA funcții termodinamice Starea sistemului include: energia internă U, entalpy h, capacitatea de căldură la presiune constantă C P, capacitatea de căldură la un volum constant C V, entropia S, energia liberă a Gibbs G.
Prima lege. termodinamică Aprobăm că sistemul de căldură informat este cheltuit cu privire la creșterea energiei interne a sistemului și să efectueze lucrări împotriva forțelor externe, în special extinderea sistemului:
Energie internaU. există o ofertă totală de energie în sistem, cu excepția sistemului energetic potențial și cinetic în ansamblu. Energia internă a sistemului este determinată de energia mișcării moleculelor, energia electronilor în mișcare în atomi, energia oscilațiilor intramoleculare ale atomilor și grupările atomice, interacțiunile electrice, energia internă chiriaș etc. Prin urmare, nu este posibilă determinarea valorii absolute a energiei interne.
Căldura Q, extins din exterior sau alocat din sistem, este o variabilă termodinamică. Schimbarea stării sistemului este caracterizată printr-o modificare a funcției de stare corespunzătoare numită entalpy.sisteme H: ΔH \u003d ΔU + PΔV.
Ca și în cazul energiei interne, nu este posibilă determinarea valorii absolute a entalpiei.
Termic efectul reacției chimice Se numește modificarea entalpiei sistemului chimic ΔN ca urmare a trecerii reacției.
Reacția endotermalăreacția se numește o absorbție a energiei însoțită, se caracterizează prin valoarea pozitivă a efectului termic la o temperatură dată ΔH\u003e 0.
Reacție exotermă Reacția se numește reacția, însoțită de eliberarea energiei, se caracterizează prin semnificația negativă a efectului termic la o temperatură dată ΔH< 0.
Sub condiții standardfluxul reacției chimice înțelege următoarele: p \u003d 1.013 · 10 5 PA, T \u003d 298 K, n \u003d 1 mol. Funcțiile standard ale stării sistemului ΔHº 298, ΔUº 298, ΔGº 298 sunt exprimate în sistemul SI în KJ / MOL.
Standard educație Entalpy ΔН º ORG.298 sau ΔHº F.298, există un efect termic al reacției de formare a unei substanțe complexe de la condiții simple, reduse la standard. Entalpia formării substanțelor simple este considerată egală cu zero.
Primul legea termochimiei: Efectul termic al reacției de formare a unei substanțe complexe de la simplu este egal într-o valoare absolută, dar este opusă semnului efectului termic al reacției de descompunere a acestui compus în substanțe simple: ΔHº ARR \u003d - ΔH º RZL.
A doua lege a termochimiei: Efectul termic al reacției chimice , cu o presiune constantă sau la un volum constant, nu depinde de numărul, secvența și natura etapelor sale intermediare, dar este determinată numai de starea inițială și ceapă a sistemului.
Prima consecințădin cea de-a doua lege a termochimiei: efectul termic al reacției chimice este egal cu suma entalpului de formare a produselor de reacție mai puțin suma entalpiei formării reactivilor la o temperatură dată:
ΔH x.r \u003d σΔh arr. Prod - ΣΔN arr.
Formarea entalpi a substanțelor simple este luată egală cu zero.
A doua consecințădin cea de-a doua lege a termochimiei: efectul termic al reacției chimice este egal cu suma arderii reactanților reactivi, minus cantitatea de combustie a produselor la o temperatură dată:
Δн x.r \u003d σΔhh cgorif reiese - σΔh of sgor. PROD.
Enhaulpia arderea substanțelor necombustibile este luată egală cu zero.
Sub capacitatea de căldură Înțelegeți cantitatea de căldură care trebuie informată în sistem pentru a crește temperatura acestuia cu 1 K. Capacitatea de căldură la o presiune constantă C p \u003d ΔH / ΔT, capacitatea de căldură la un volum constant C V \u003d ΔU / ΔT. Ele sunt conectate între ele în acest fel:
c p \u003d c v + R.
Dreptul termochimic Kirchhoff.: Efectul termic al reacției chimice la o anumită temperatură ΔH T1 este asociat cu efectul termic al aceleiași reacții la o temperatură diferită de ΔH T2 prin modificări ale capacității de căldură a produselor și reactanților de reacție Δc P după cum urmează:
ΔH T2 \u003d ΔH T1 + ΣΔC P ΔT.
Total, sau efect termic general Reacțiile, include contribuția entalpiei reacției chimice a ΔH H.R. , Schimbări în entalpy ca urmare a unei modificări a temperaturii Δn t și modificări ale entalpiei cu tranziții de fază în sistemul ΔH F.P. : ΔH \u003d ΔH H.R. + ΔH T + ΔH F.p.
Cea mai importantă valoare pentru termochimie are următoarea formulare a doua lege a termodinamicii: Schimbarea entropia Cu orice modificare a sistemului, egală cu raportul dintre fluxul de căldură în sistemul Q (adică ΔH) la temperatura absolută T: Δs \u003d ΔH / t.
EntropiaS este o măsură cantitativă a gradului de sistem de neuitat. Conform celei de-a doua legi a termodinamicii, entropia este determinată prin schimbarea sa atunci când entalpia sistemului se schimbă. Entropia unei substanțe particulare se distinge în anumite condiții, de exemplu, în standardul Δsș și schimbarea entropiei ca urmare a unui anumit procedeu, în special, o reacție chimică în condiții standard ΔSº H.r. . Acestea din urmă pot fi găsite dintr-o expresie similară celei de-a doua consecințe a celei de-a doua legi a termochimiei: Δs x.r \u003d σΔsº prod - ΣΔsº reag.
Ecuația Boltzmann. Reprezentarea statistică a entropiei este dată:
În cazul în care R este o constantă de gaz universal, iar W este probabilitatea termodinamică de implementare a acestei stări a sistemului (numărul de microstazatoare pe care acest sistem le poate avea loc).
Energie gratis Gibbs. G Există o funcție a unui sistem al sistemului, care include entalpia și entropia, schimbarea acestuia în timpul procesului chimic este dată de expresie: Δg \u003d ΔH - Δs.
Starea termodinamică este făcută Reacția chimică constă în cerința de a reduce energia liberă a GIBBS: dacă pentru o reacție ΔG< 0, то такая реакция может протекать самопроизвольно в прямом направлении, если же ΔG > 0, atunci - nu.
Starea echilibrului chimic este caracterizat echilibru constant Reacția chimică, care este egală cu raportul dintre vitezele constante ale reacțiilor directe și inverse: k p \u003d k direct / k arr.
Constanta echilibrului de reacție este asociată cu energia liberă a Gibbs: ΔG \u003d - RT · LN KR. Dacă k p \u003d 1, apoi Δg \u003d 0, și debitul de reacție este în egală măsură în ambele direcții. Dacă k p\u003e 1, atunci Δg< 0, и реакция смещена в сторону образования продуктов. Если K р < 1, то ΔG > 0, reacția se realizează în principal spre formarea de reactivi, adică predomină reacția inversă.
Principiul Leschatel. Se compune în următoarele: Dacă sistemul termodinamic, care se află într-o stare de echilibru chimic, se dovedește a fi un impact extern, atunci sistemul este reconstruit astfel încât efectul influenței externe să fie redus.